Добавил:
Upload Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз: Предмет: Файл:

24_Lektsii-KhIMIChESKAYa_SVYaZ

.pdf
Скачиваний:
9
Добавлен:
23.02.2015
Размер:
1.03 Mб
Скачать

Содержание

 

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ .............................................................................................................

2

Квантово-механические представления об образовании химической связи. .............

2

Метод валентных связей. Ковалентная связь. ..................................................................

3

Механизмы образования ковалентных связей....................................................................

4

Свойства связи. ......................................................................................................................

5

1.

Энергия связи.................................................................................................................

5

2.

Длина связи ....................................................................................................................

5

3.

Направленность химической связи..............................................................................

5

 

Теория гибридизации. ..................................................................................................

7

4.

Кратность связи ...........................................................................................................

10

5. Валентность. Насыщаемость. .....................................................................................

12

 

Правила составления валентных схем....................................................................

15

6.

Полярность связи. Полярность молекул. ..................................................................

16

Заключение...........................................................................................................................

18

Метод молекулярных орбиталей........................................................................................

19

Молекула водорода Н2 ........................................................................................................

21

Гомоядерные молекулы, образованные атомами II периода ..........................................

23

Гетероядерные молекулы ...................................................................................................

24

Ионная связь ..........................................................................................................................

25

Металлическая связь. Металлическая кристаллическая решетка. ...........................

26

Водородная связь ...................................................................................................................

28

Силы межмолекулярного взаимодействия ......................................................................

29

Литература..................................................................................................................................

30

Исполнитель:

 

Дата:

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Мероприятие №

4

2

7

1

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

Взаимодействие атомов, приводящее к образованию молекул простых и сложных веществ, ионов, а также кристаллов, называют химической связью. Это взаимодействие сопровождается изменением электронной плотности, т.е. перегруппировкой электронов в поле ядер взаимодействующих атомов, а так же изменением энергетического состояния системы.

В зависимости от характера распределения электронной плотности в веществе различают следующие типы химической связи:

ковалентная; ионная; металлическая; водородная;

силы межмолекулярного взаимодействия.

Квантово-механические представления об образовании химической связи.

Поскольку силы, действующие внутри молекулы, аналогичны тем, которые действуют внутри атома, то квантово-механическое описание строения молекул получают на основе приближенного решения волнового уравнения Шредингера. Впервые такой расчет был проведен в 1927г. Гейтлером и Лондоном для молекулы водорода.

Записанное ими уравнение учитывало следующие виды взаимодействия: силы притяжения между ядрами и электронами; силы отталкивания между ядрами и между электронами;

собственное движение электронов, т.е. учтены спиновые характеристики.

В результате расчета впервые были получены значения энергии связи, которые хорошо согласовывались с экспериментальными данными. Решение волнового уравнения можно представить графически (рис. 1).

Е

(1) Н + Н

Е0

r

 

r0

(2) Н

+

Н

Рис.1. Изменение потенциальной энергии системы (E) при образовании молекулы водорода из атомов. Е0 – энергия системы, состоящей из двух невзаимодействующих атомов; r – расстояние между ядрами.

Исполнитель:

 

Дата:

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Мероприятие №

4

2

7

1

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Если в атомах спины электронов параллельны, сближение атомов будет приводить к постоянному возрастанию энергии системы и химическая связь между атомами не образуется (кривая 1).

При атипараллельных спинах сближение атомов водорода до расстояния r0 сопровождается уменьшением потенциальной энергии системы (кривая 2), дальнейшее сближение атомов ведет к увеличению энергии, вследствие возрастания межъядерного отталкивания. Таким образом, кривая (2) проходит через минимум, это говорит о том, что образуется устойчивая молекула Н2, а r0 = 0,074 нм соответствует равновесной длине связи в молекуле водорода.

Гейтлер и Лондон показали, что электронная плотность в области между ядрами в молекуле водорода оказывается выше, чем простое наложение электронной плотности атомов. Эта повышенная плотность электронного заряда между ядрами и удерживает их вместе. Таким образом, общая электронная пара двух ядер обуславливает химическую связь в молекуле.

Дальнейшее развитие теории строения молекул привело к возникновению двух основных методов, описывающих химическую связь: метод валентных связей и метод молекулярных орбиталей. Каждый из этих методов обладает преимуществами при описании одних явлений и недостатками при описании других, но в высших своих приближениях они приводят к практически одинаковым результатам, достигаемым, однако, разной ценой.

Метод валентных связей. Ковалентная связь.

В основе метода валентных связей (ВС) лежит положение о том, что каждая молекула составлена из атомов, и для объяснения электронного строения молекулы используют атомные орбитали, причем в образовании связей участвуют только внешние орбитали атомов, называемые валентными.

Согласно методу ВС каждая пара атомов в молекуле удерживается вместе при помощи одной или нескольких общих электронных пар. Таким образом, ковалентная связь образуется с участием двух электронов, которые находятся в поле действия двух ядер взаимодействующих атомов, т.е. связь является двухцентровой (два ядра), двухэлектронной, локализованной (электронная плотность сосредоточена в пространстве между ядрами и стягивает их) и образование ковалентной связи происходит за счет перекрывания валентных электронных орбиталей взаимодействующих атомов.

При изображении электронной структуры молекул с помощью валентных схем общую электронную пару условно обозначают чертой ( ). Например, для молекулы водорода орбитальная диаграмма и валентная схема будут выглядеть, как показано на рис. 2.

Н2

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Н 1s1

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Н 1s1

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Н - Н

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Орбитальная диаграмма

Валентная схема

 

 

 

 

Рис. 2. Орбитальная диаграмма и валентная схема молекулы водорода.

 

 

 

 

Исполнитель:

 

 

Дата:

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Мероприятие №

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

4

2

7

1

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Механизмы образования ковалентных связей.

1.Обменный механизм - атомы предоставляют на образование химической связи одноэлектронные облака, которые перекрываются:

A + B А

В

условное обозначение А В

Пример: Сl2

Cl … 3s23p5

Cl … 3s23p5

 

 

Cl - Cl

Cl

Cl

 

Орбитальная диаграмма

Валентная схема

В орбитальной диаграмме изображают только те орбитали, которые участвуют в образовании ковалентных связей.

2.Донорно-акцепторный механизм – один атом (донор) предоставляет на образование связи двухэлектронную орбиталь, другой (акцептор) – свободную орбиталь, которые перекрываются.

 

A

 

 

+

 

B А

 

В

условное обозначение А В

 

донор

акцептор

 

(направление стрелки от донора к акцептору)

Пример: NH4+

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

N … 2s22p3

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

H

1s1

 

 

 

 

 

 

 

3

связи по обменному механизму

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

H

1s1

 

 

 

 

 

 

 

1

связь по донорно-акцепторному механизму

H 1s1

H+ 1s0

H +

H NH

H

Валентная схема (без учета валентных углов)

Исполнитель:

 

Дата:

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Мероприятие №

4

2

7

1

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Свойства связи.

Любую химическую связь можно характеризовать, используя понятия: энергия связи, длина связи, направленность, кратность, полярность, насыщаемость.

1. Энергия связи

При образовании молекул из атомов энергия выделяется. Для того, чтобы разрушить молекулы, надо разорвать химические связи, т.е. затратить энергию.

Энергия связи – это количество энергии, которое выделяется при образовании моля связей из нейтральных невозбужденных газообразных атомов. Энергия связи является мерой прочности любой химической связи, чем больше энергия связи, тем прочнее связь. Энергия связи измеряется в эВ, ккал/моль или кДж/моль.

Например, Н + Н = Н2 , Носвязи = -435 кДж/моль Энтальпию химической связи можно вычислить, используя справочные

термодинамические данные.

2. Длина связи

Длина связи – это расстояние между ядрами атомов в молекуле, которое соответствует минимуму энергии. Длина связи всегда меньше, чем сумма радиусов взаимодействующих атомов. Чем прочнее связь, тем меньше расстояние между ядрами, тем меньше длина связи.

Например, длина связи в молекуле водорода составляет 0,074 нм.

3. Направленность химической связи

Поскольку электронные облака (кроме s) направлены в пространстве определенным образом, то и химические связи в молекулах, образуемые с их участием тоже направлены друг относительно друга под определенными углами, которые называются валентными углами.

Молекула SF2

Оценим валентные возможности атомов:

S … 3s23p4

F … 2s22p5

F … 2s22p5

У атома серы имеется две одноэлектронные валентные орбитали, следовательно, сера может образовать две связи по обменному механизму. В свою очередь, каждый атом фтора имеет по одной одноэлектронной орбитали, следовательно, каждый атом фтора способен образовать одну связь по обменному механизму. Таким образом, в молекуле образуется две ковалентные связи по обменному механизму при перекрывании р- орбиталей атома серы с р-орбиталями атомов фтора. Поскольку две р-орбитали атома серы направлены под углом 90º друг относительно друга, поэтому и образуемые ими связи будут направленны в пространстве под валентным углом 90º друг к другу. Форма молекулы уголковая (рис. 3).

Исполнитель:

 

Дата:

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Мероприятие №

4

2

7

1

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

S

S

F

 

 

F

90º

 

 

 

F

 

 

F

 

Рис.3. Орбитальная диаграмма и валентная схема молекулы SF2

Аналогичную уголковую форму будут иметь другие молекулы (Н2S, H2Se), в которых центральный атом образует связи за счет двух р-орбиталей, направленных под углом 90º.

Молекула РН3 Аналогично рассмотренному примеру сначала оценим валентные возможности

атомов:

Р … 3s23p3

 

 

 

 

 

3 одноэлектронных орбитали

 

 

3

связи по обменному механизму

Н

1s2

 

 

 

 

 

 

 

Н

1s2

 

одноэлектронная орбиталь

 

1

 

 

1

связь по обменному механизму

Н

1s2

 

 

 

 

 

 

 

Следовательно, в молекуле РН3 три ковалентные связи, образованные перекрыванием трех р-орбиталей атомов фосфора с тремя s-орбиталями атомов водорода, с валентными углами между ними 90º. Такую же форму будут иметь и другие молекулы, в которых центральный атом образует связи за счет трех р-орбиталей, направленных под углом 90º. Геометрическая форма – треугольная пирамида. Орбитальная диаграмма представлена на рис. 4.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Р

валентный угол 900

 

Р

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Н

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Н

 

 

 

 

 

Н

 

Н

Н

 

Н

 

 

 

 

 

 

Рис. 4. Орбитальная диаграмма и геометрическая форма молекулы РН3

Исполнитель:

 

 

Дата:

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Мероприятие №

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

4

2

7

1

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Ве* … 2s11

Теория гибридизации.

Рассмотрим молекулу ВеСl2. Такие отдельные молекулы могут существовать только при повышенной температуре в виде пара.

Ве … 2s2

Неспаренных электронов у невозбужденного атома Ве нет, тем не менее молекула существует. Можно предположить, что при поглощении энергии происходит “распаривание электронов” и переход одного из них на ближайшую по энергии орбиталь. Затраты энергии на этот переход не должны превышать энергии связи, иначе связь не образуется.

Ве … 2s2

Причем, экспериментальные данные свидетельствуют о том, что обе связи абсолютно равноценны, значит и орбитали бериллия, образующие их должны быть равноценны, а валентный угол равен 180º, то есть молекула является линейной.

Для объяснения этих фактов была предложена теория о гибридизации атомных орбиталей. Гибридизация – это выравнивание валентных атомных орбиталей по форме и энергии. Гибридизация обеспечивает образование более прочных связей за счет более симметричного распределения электронной плотности в молекуле в целом.

Условия гибридизации:

1.В гибридизации могут участвовать любые близкие по энергии орбитали – одноэлекронные, двухэлектронные, пустые.

2.Гибридных орбиталей образуется столько же, сколько атомных орбиталей участвует в гибридизации.

3.Гибридные орбитали располагаются в пространстве симметрично, отталкиваясь на максимальные и, как правило, равные углы.

Таким образом, в атоме Ве после распаривания электронов происходит гибридизация атомных s- и р-орбиталей, в результате образуются две гибридные орбитали. Гибридные орбитали имеют форму несимметричной гантели и обозначаются буквой q. Такая гибридизация называется sp-гибридизайией.

Следовательно получим, что в молекуле ВеС12 образуется две связи при перекрывании q-орбиталей атома бериллия и р-орбиталей атомов С1. Валентный угол составляет 180º. Геометрическая форма молекулы линейная. Орбитальная диаграмма и валентная схема приведены на рис. 5.

Cl

Ве

Cl

 

Cl

 

Be

 

Cl

 

 

валентный угол 1800

Рис. 5. Орбитальная диаграмма и валентная схема молекулы BeCl2

Исполнитель:

 

Дата:

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Мероприятие №

4

2

7

1

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Молекула BF3

Центральный атом бора, находясь в основном энергетическом состоянии, имеет один неспаренный электрон на 2р подуровне и, следовательно, может образовать только одну связь по обменному механизму. Однако не очень большое энергетическое воздействие переводит атом бора в возбужденное состояние, и в этом состоянии он способен образовать три ковалентные связи.

В … 2s21

 

 

 

В* … 2s12

F … 2s22p5

F … 2s22p5

F … 2s22p5

В образовании ковалентных связей у атома бора будут принимать участие гибридные орбитали. Поскольку в гибридизации принимают участие одна s-орбиталь и две р- орбитали, то такую гибридизацию называют – sp2-гибридизацией. В результате гибридизации образуется три гибридные орбитали, которые располагаются в одной плоскости под углом 120º. Геометрическая форма называется – плоский треугольник. Орбитальная диаграмма приведена на рис. 6.

F

F

валентный угол 120º

B

B F F

F F

Рис. 6. Орбитальная диаграмма и валентная схема молекулы BF3

Исполнитель:

 

Дата:

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Мероприятие №

4

2

7

1

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Молекула SiCl4

Прежде чем образуются химические связи в молекуле SiCl4, должен пройти процесс распаривания электронов в атоме кремния с 3s подуровня на 3р подуровень, и после гибридизации, полученные четыре гибридные орбитали, участвуют в формировании ковалентных связей с р-орбиталями атомов хлора. В гибридизации принимают участие одна s-орбиталь и три р-орбитали, следовательно, такая гибридизация называется – sp3- гибридизацией. Образовавшиеся четыре гибридные орбитали ориентированы в пространстве под углом 109,5º и молекула будет иметь тетраэдрическую форму. Орбитальная диаграмма и геометрическое строение молекулы приведены на рис. 7.

Si … 3s22

 

 

 

Si* … 3s13

Сl … 3s23p5

Cl … 3s23p5

Cl … 3s23p5

Cl … 3s23p5

Cl

валентный угол 109,5º

Cl

 

 

 

Si

 

 

Si

 

Cl

 

Cl

Cl

 

Cl

Cl

 

 

 

Cl

 

 

 

Рис. 7. Орбитальная диаграмма и геометрическая форма молекулы SiCl4

Рассмотренные примеры не охватывают всех типов гибридизации при описании химической связи. Например, теория гибридизации широко используется для описания химической связи в комплексных соединениях d-элементов, где встречается sp3d2- гибридизация, d2sp3-гибридизация, dsp2-гибридизация. В табл. 1 указана геометрическая форма простейших молекул в зависимости от условий образования химических связей.

Исполнитель:

 

Дата:

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Мероприятие №

4

2

7

1

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Таблица 1.

 

Геометрическая форма простейших молекул

 

Тип

Тип гибридизации

Тип орбиталей

Геометрическая

Примеры

молекулы

орбиталей

центрального

форма молекулы

 

 

центрального

атома,

 

 

 

атома

участвующих в

 

 

 

 

образовании связи

 

 

АВ2

нет

р2

 

SF2, SCl2, H2S

 

 

 

уголковая

 

 

sp

q2

 

BeCl2, ZnCl2

 

 

 

линейная

 

АВ3

нет

р3

 

PCl3, PH3, NCl3,

 

 

 

треуг.

AsH3

 

 

 

пирамида

 

 

sp2

q3

плоский

AlCl3, BF3

 

 

 

треуг.

 

АВ4

sp3

q4

 

SiCl4, CH4, CF4,

 

 

 

тетраэдр

CCl4, NH4+,

 

 

 

 

AlCl4-

 

dsp2

q4

 

Ni(CN)42-

 

 

 

плоский

 

 

 

 

квадрат

 

АВ5

sp3d

q5

 

PCl5

 

 

 

треуг.

 

 

 

 

бипирамида

 

АВ6

sp3d2

q6

Октаэдр

SF6, AlF63-

 

d2sp3

 

 

 

4. Кратность связи

 

 

 

Поскольку электронные орбитали имеют различную форму, их взаимное перекрывание может осуществляться разными способами. В зависимости от способа

перекрывания атомных

орбиталей различают - (сигма),

- (пи) и -

(дельта)

связи

(последняя связь в данном курсе не рассматривается).

 

 

 

 

 

 

-Связи осуществляются при перекрывании облаков вдоль линии соединения атомов

(перекрывание “в лоб”).

-Связи могут образовываться перекрыванием любых орбиталей.

Во всех выше приведенных примерах рассматривалось образование только

-связей.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Исполнитель:

 

 

Дата:

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Мероприятие №

4

2

7

1

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]